1、高中化学07非金属元素的单质与化合物知识体系非金属元素的单质与化合物知识体系一、卤素及其重要的化合物1卤素元素氟F氯Cl溴Br碘I核电荷数9173553最高价氧化物的水化物酸性单质F2Cl2Br2I2单质的物理性质颜色状态(常态)浅黄绿色气体黄绿色气体深红棕色液体易挥发紫黑色固体易升华熔点-219.6-101-7.2113.5沸点-188.1-34.658.78184.4密度(100克水中)与水反应226 cm34.16g0.029g单质的化学性质与H2反应条件冷、暗点燃或光照500C持续加热反应情况爆炸强光照射时爆炸，产生苍白色火焰缓慢化合缓慢化合，生成的HI同时分解方程式X2 + H2 2
2、HX（工业上采用H2包围Cl2点燃，这样能够使有毒的价格高的Cl2充分反应。）与金属反应2 Na + Cl2 2 NaCl反应 易 难（氯气与铁反应产生褐色的烟，与铜反应产生棕色的烟）F2、Cl2能与所有金属反应；Br2、I2能与铂、金之外金属反应与非金属反应3X2 + 2P 2PX3X2 + PX3 PX5碘与磷无此反应与H2O反应2F2 +2H2O 4HF+O2X2 + H2OHX + HXO反应剧烈程度F2Cl2Br2I2 无氟水；氯水应保存在棕色试剂瓶中与碱反应2F2 + 2NaOH 2NaF + OF2+ H2O常温：X2 + 2NaOH NaX + NaXO + H2O加热：3Cl
3、2+6KOH(浓)KClO3+5KCl+3H2OI2与碱反应生成碘酸盐置换反应2Cl2 + 2NaBr 2NaCl + Br2 2Br2 + 2NaI 2NaBr + I2 按F2、Cl2、Br2、I2顺序前面的置换后面的，但F2不能从水溶液中置换后面元素强氧化性3Cl2+2FeBr2 2FeCl3+Br2 (Cl2充足)3Cl2+6FeBr2 2FeCl3+4FeBr3 (Cl2不足)还原性：Fe2+Br单质都是强氧化剂与饱和烃的取代CH4+Cl2 CH3Cl +HCl 烃中的H会逐步被取代与不饱和烃的加成CHCH+Br2CHBr=CHBr化学特性氟只有-1价，其余卤素有-1、+1、+3、+
4、5、+7价。F2能与0族反应，如：XeF4。HF有毒，其水溶液为弱酸，其他氢卤酸为强酸，HF能腐蚀玻璃。CaF2（萤石）不溶于水，AgF易溶于水，氟可与某些稀有气体元素形成化合物。溴在常温下为红棕色液体（唯一的液态非金属单质）。碘是紫黑色固体，具有金属光泽，易升华(常用于分离提纯碘)，遇淀粉变蓝色(常用来检验碘的存在)，碘的氧化性较其他卤素弱，与变价金属铁反应生成FeI2而不是FeI3。2卤化氢物质HFHClHBrHI物理性质颜色状态无色气体无色气体无色气体无色气体熔点沸点-83.119.54-114.8-84.986.966.850.735.4化学性质热稳定性HFHClHBrHI水溶液酸性H
5、FHClHBrHI还原性基本上不能被其他物质氧化能被MnO2、KMnO4、KClO3氧化能被MnO2、KMnO4、KClO3、Cl2、浓H2SO4、HNO3氧化能被MnO2、KMnO4、KClO3、Cl2、Br2、浓H2SO4、HNO3氧化弱 强实验室制法卤化氢的制备制HF H2SO4(浓) +CaF2CaSO4+2HF （在铅皿中进行）制HCl H2SO4(浓)+NaClNaHSO4+HCl NaHSO4(浓)+NaClNa2SO4+HCl制HBr H3PO4(浓)+NaBrNaH2PO4+HBr制HI H3PO4(浓)+NaI NaH2PO4+HI利用原理：难挥发性（高沸点）酸制备易挥发性
6、（低沸点）酸。3卤化银的性质、用途AgFAgClAgBrAgI颜色白色白色浅黄色黄色溶解性易溶于水难溶于水，也难溶于稀硝酸感光性见光易分解：2AgX 2Ag+X2（X为Cl、Br、I）用途检验：Ag+X AgX(试剂为AgNO3溶液和稀硝酸)制作感光材料（常用AgBr）AgI用于人工降雨4新制氯水的成分及性质成份性质具体事例Cl2强氧化性Cl2 +H2S S+2HClCl2 +2I 2Cl+I2 Cl2 +2FeCl2 2FeCl3 Cl2+Na2SO3+H2O Na2SO4+2HCl（废水中除氯）H+强酸性CaCO3+2H+ Ca2+CO2+H2O（将氯水滴加到大理石上有气泡产生）ClO+H
7、+ HClO （漂白粉漂白时滴加稀盐酸）HClO弱酸性强氧化性Ca(ClO)2+2CO2+2H2O Ca(HCO3)2+2HClO （在潮湿空气中，漂白粉易变质）氯气能使湿润的红色布条退色氯气具有杀菌消毒作用ClO强氧化性能使某些染料和有机色素褪色于还原性物质如S2、Fe2+、I等不能大量共存Cl沉淀反应Ag+Cl AgCl（用自来水配制AgNO3溶液时常出现混浊）H+和HClO酸性和强氧化性将氯气通入石蕊试液中，石蕊试液先变红后褪色5卤素单质的制备（1）实验室氯气的制备实验室常用强氧化剂如MnO2、KMnO4、KClO3等氧化浓盐酸来制Cl2；反应原理：MnO2+4HCl（浓）MnCl2+C
8、l2+2H2O其他反应原理：KMnO4与浓盐酸反应：2KMnO4 +16HCl(浓)2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2OKClO3与浓盐酸反应：KClO3 + 6HCl(浓)3Cl2+ KCl + 3H2O反应装置除杂中C和D装置中的液体分别是：C：饱和食盐水 D浓硫酸收集的方法有：向上排空气法、排饱和食盐水法检验的方法是：湿润的淀粉-KI试纸（变蓝色）、湿润的蓝色石蕊试纸（先变红后褪色）尾气处理的离子反应方程式：碱液吸收（常用NaOH溶液）（2）工业上氯气的制备电解饱和食盐水：电解熔融NaCl：（3）海水提溴海水（含Br-） Br2（浓度小）通SO2（得Br-） Br2（4
9、）海水提碘方法一：海带 悬浊液 含I-的水溶液 含I2的水溶液 含I2的有机溶液 晶体碘方法二：碘大量富集在海带灰中，用水浸取浓缩后加MnO2和H2SO4，提取I2。相关方程式：2I- + MnO2 + 4H+ Mn2+ + I2 + 2H2O6几点需注意的知识点（1）液氯密封在钢瓶中，而氯水、次氯酸应保存在棕色试剂瓶中。（2）1 mol Cl2参加反应，转移电子数可能为2NA、NA或小于NA(Cl2和H2O的反应为可逆反应)。（3）实验室制Cl2，除了用MnO2和浓盐酸反应外，还可以用KMnO4、KClO3、NaClO与浓盐酸反应且都不需要加热，如ClOCl2H Cl2H2O。（4）酸性KM
10、nO4溶液，用的是H2SO4酸化而不是盐酸。（5）ClO不论在酸性环境中还是在碱性环境中均能体现强氧化性，如ClO与SO、I、Fe2均不能大量共存；ClO会水解，因HClO酸性很弱，ClO水解显碱性，如Fe33ClO3H2OFe(OH)33HClO，所以ClO与Fe3、Al3均不能大量共存。（6）向Ca(ClO)2溶液中通入SO2气体生成CaSO4而不是CaSO3，其离子方程式为Ca23ClOSO2H2OCaSO4Cl2HClO(少量SO2)Ca22ClO2SO22H2OCaSO42ClSO4H(过量SO2)（7）氯气与少量的氨气反应：3Cl2 + 2NH3 6HCl + N2 氯气与过量的氨
11、气反应：3Cl2 + 8NH3 6NH4Cl + N2二、氧、硫及其化合物1氧族元素原子结构、单质性质元素氧O硫S硒Se碲Te原子结构核电荷数8163452相同点最外层电子数相同，都是6个电子不同点原子核外电子层数不同，依次增大原子半径逐渐增大单质的物理性质颜色无色无味淡黄色灰色银白色状态气体固体固体固体密度1.43g/L2.07g/cm34.81 g/cm36.25 g/cm3熔点-218.4112.8217452沸点-183444.6684.91390导电性不导电不导电半导体导体化学反与H2反应点燃加热高温不能直接化合H2O很稳定H2S不稳定H2Se不稳定H2Te很不稳定与金属反应易反应易
12、反应反应较难多数不反应与化合物反应能与许多物质反应能与氧化性酸、强碱反应反应少反应很少2过氧化氢（双氧水）的性质、用途（1）物理性质：无色黏稠液体（2）化学性质：氧化性：SO2+H2O2 H2SO42Fe2+H2O2+2H+ 2Fe3+2H2O还原性：2MnO4+6H+5H2O2 2Mn2+5O2+8H2O（3）重要用途：医疗上可做外科消毒剂(质量分数3%)；工业上漂白毛、丝以及羽毛等；还可作火箭燃料，以及生产过氧化物的原料。3硫酸的化学性质能与活泼金属反应生成盐和氢气；能与金属氧化物反应生成盐和水；能和碱反应生成盐和水；能使酸碱指示剂变色；能和某些盐反应。吸水性：将物质中含有的水分子夺去。如
13、：使蓝色的胆矾晶体变为白色固体脱水性：将别的物质中的H、O按原子个数比2:1脱出生成水。a) 活泼性在H以后的金属反应：（条件：）Cu + 2H2SO4 (浓) CuSO4 + SO2 +2H2Ob) 与非金属反应：（条件：）C + 2H2SO4 (浓) CO2 + 2SO2 + 2H2Oc) 冷的浓H2SO4使Fe、Cr、Al等金属表面生成一层致密的氧化物薄膜而发生“钝化”；d) 与其他还原性物质反应：2HBr + H2SO4 (浓) Br2 + SO2 + 2H2OH2S + H2SO4 (浓) S + SO2 + 2H2O硫酸的工业制法：（1）装置（2）生产过程:三阶段SO2制取和净化S
14、O2转化为SO3SO3吸收和H2SO4的生成三方程4FeS211O2 2Fe2O38SO22SO2O22SO3SO3H2OH2SO4(l)三设备沸腾炉接触室吸收塔有关原理矿石粉碎,以增大矿石与空气的接触面，加快反应速率逆流原理(热交换器)目的: 冷热气体流向相反，冷的SO2、O2、N2被预热，而热的SO3、SO2、O2、N2被冷却.逆流原理(98.3%的浓硫酸从塔顶淋下，气体由下往上，流向相反，充分接触，吸收更完全)4二氧化硫的性质（1）物理性质：无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，易液化，易溶于水(1：40)，是大气的主要污染物，来源于含硫燃料(如煤)的燃烧。（2）化学性质：氧化性：
15、SO2 + 2H2S 3S+ 2H2O还原性：2SO2 + O2 2SO3 (工业制H2SO4)SO2 + X2 + 2H2O H2SO4 + 2HX (X2包括Cl2、Br2、I2)2Fe3+ + SO2 + 2H2O 2Fe2+ + SO42- + 4H+SO2使KMnO4(H+)、Br2水褪色也是SO2还原性表现，不是漂白性。SO2的漂白性：SO2与某些有色物质(如品红)结合生成不稳定的无色化合物。加热又恢复原来的颜色。（3）SO2也有漂白性，注意与氯水的漂白性的区别SO2氯水（Cl2通入水溶液中）漂白原因SO2能与某些有色物结合成不稳定无色物Cl2与H2O反应生成HClO具有强氧化性，
16、将有色物氧化成无色物漂白效果不稳定，加热能复原稳定漂白范围某些有机色质绝大多数有机色质与有机色物质作用实例品红 褪色 红色紫色石蕊 红色品红 褪色 不显红色紫色石蕊 先变红随即褪色混合作用SO2+Cl2+2H2O H2SO4+2HCl 漂白作用大大减弱（4）二氧化硫的制备原理：Na2SO3 + H2SO4(浓) Na2SO4 + H2O +SO2或Cu + 2H2SO4(浓)CuSO4 + 2H2O + SO2（5）漂白性的比较常用于漂白的物质二氧化硫氯水双氧水漂白粉活性炭漂白原理二氧化硫与有色物质结合成不稳定的无色物质次氯酸的强氧化性将有色物质氧化为无色物质双氧水的强氧化性将有色物质氧化为无
17、色物质在酸性条件下生成次氯酸，次氯酸具有强氧化性，可将有色物质氧化为无色物质吸附作用品红溶液褪色，加热后恢复红色褪色，加热后不恢复红色褪色，加热后不恢复红色褪色，加热后不恢复红色褪色漂白后所得物质的稳定性不稳定稳定稳定稳定5硫化氢气体（1）物理性质：是无色、有臭鸡蛋气味的有毒气体；能溶于水，密度比空气略大。（2）化学性质 a.弱酸性 b.可燃性： 当2/1时，2H2S+O22S+2H2O（H2S过量） 当2/3时，2H2S+3O22SO2+2H2O（O2过量）当时，两种反应物全部反应完，而产物既有硫又有SO2c.强还原性：常见氧化剂Cl2、Br2、Fe3+、HNO3、KMnO4等，甚至SO2均
18、可将H2S氧化。d.不稳定性：300以上易受热分解（3）实验室制备：FeS +H2SO4（稀）FeSO4+H2S6几点需注意的知识点（1）除去附着在试管内壁上的硫，除了用热的NaOH溶液，还可以用CS2，但不能用酒精。方程式：3S+6NaOH2Na2S+Na2SO3+3H2O（2）SO2使含有酚酞的NaOH溶液褪色，表现SO2酸性氧化物的性质；使品红溶液褪色，表现SO2 的漂白性；能使溴水、酸性KMnO4溶液褪色，表现SO2的还原性；SO2与H2S反应，表现SO2 的氧化性；SO2和Cl2等体积混合通入溶液中，漂白性不但不增强，反而消失。（3）把SO2气体通入BaCl2溶液中，没有沉淀生成，但
19、若通入NH3或加入NaOH溶液，或把BaCl2 改成Ba(NO3)2均有白色沉淀生成，前两者生成BaSO3沉淀，后者生成BaSO4沉淀。（4）浓HNO3和Cu(足量)、浓H2SO4和Cu(足量)、浓盐酸和MnO2(足量)在反应时，随反应进行， 产物会发生变化或反应停止。注意区分Zn和浓H2SO4的反应。（5）C与浓硫酸反应产物的确定应按以下流程进行：无水CuSO4确定水品红溶液确定SO2酸性 KMnO4溶液除去SO2品红溶液检验SO2是否除净澄清石灰水检验CO2。（6）制黑火药：S+2KNO3+3CK2S+3CO2+N2（7）硫酸根的检验：先加盐酸酸化，在加入氯化钡（或硝酸钡）。三、氮及其重要
20、的化合物1氮族元素的性质氮N磷P砷As (灰砷)锑Sb铋Bi核电荷数715335183色态无色气体白色或红色固体灰色固体银白色金属银白色金属密度1.251g/L(白磷)1.82g/cm3(红磷)2.34g/cm35.727g/cm36.684g/cm39.80g/cm3熔点209.944.1(白磷)817(2.8MPa)630.7271.3沸点195.8280(白磷)613(升华)17501560气态氢化物性质NH3、PH3、AsH3、SbH3稳定性逐渐减弱, 毒性加强NH3、SbH3、AsH3、PH3熔沸点降低最高价氧化物对应的水化物的酸碱性酸性减弱,碱性增强特殊氮族元素最高价含氧酸写法为H
21、NO3和H3RO4+5价的氮元素有较强的氧化性，+5价的磷元素无氧化性.氮元素的变价最多,其氧化物的种类最多,有五种正价,但有六种氧化物。复分解反应中，强酸根置换较弱酸根，强碱金属置换弱碱金属详见金属活动顺序表强氧化性根置换若氧化性根砷较特殊，灰砷已呈现一定金属性，但常压下，它在6130C时能升华，加压下测得的熔点是氮族元素的单质中最高的2氮的氧化物氮元素化合价主要性质NO2无色气体，难溶于水，易被空气中O2氧化成NO2，具有氧化性，也具有还原性NO24红棕色气体，与水反应生成HNO3和NO，但它不是酸酐，具有强氧化性N2O4无色气体（低于21成液体）相关重要方程式： NO2与N2O4之间的转
22、化：2NO2N2O4+Q 混合气体在热水中呈红棕色，在冷水中颜色变浅。 4NO3O22H2O4HNO3 4NO2O22H2O4HNO3 用氢氧化钠吸收NO、NO2气体：NO+NO2+2NaOH 2NaNO2+H2O2NO2+2NaOH NaNO2+ NaNO3+H2O3氨水的性质和成分（NH3H2O、H2O、NH3、NH4+、OH、极少量H+）性质具体事例刺激性因水溶液中存在着游离的氨分子挥发性氨水中的氨易挥发不稳定性一水合氨不稳定，见光受热易分解而生成氨和水NH3H2O NH3+H2O弱碱性氨水中一水合氨能电离出OH，所以氨水显弱碱性，具有碱的通性沉淀性氨水是很好的沉淀剂，它能与多种金属离子
23、反应，生成难溶性弱碱或两性例如： 生成的Al(OH)3沉淀不溶于过量氨水。生成的白色沉淀易被氧化生成红褐色沉淀 4Fe(OH)2+O2+2H2O 4Fe(OH)3 红褐色络合性氨水与Ag+、Cu2+、Zn2+三种离子能发生络合反应，当氨水少量时，产生不溶性弱碱或两性氢氧化物，当氨水过量时，不溶性物质又转化成络离子而溶解。4氨气的制备原理：Ca(OH)2+2NH4Cl CaCl2+2NH3+2H2O注意：A.制氨气所用铵盐不能用硝酸铵、碳酸铵。因加热过程中硝酸铵可能发生爆炸性的分解反应，发生危险；而碳酸铵受热极易分解生成CO2，使生成的NH3中混有较多的CO2杂质。B.消石灰不能用NaOH、KO
24、H代替。原因是：NaOH、KOH具有吸湿性、易结块，不利于产生NH3；在高温下能腐蚀试管。C.因氨气比空气轻，易与空气发生对流，所以收集时，导气管应插入收集气体的试管底部附近，管 口塞一团干燥的棉花团。目的是：防止NH3与空气对流，确保收集到纯净的氨气。D.制备NH3也可以通过加热浓氨水的方法，利用NH3H2ONH3+H2O。也可以利用往浓氨水 中加入烧碱或氧化钙固体制备。5硝酸的化学性质HNO3具有酸的通性不稳定性：4HNO32H2O+4NO2+O2HNO3具有强氧化性，表现在能与多数金属、非金属、某些还原性化合物起反应。要注意，由于硝酸氧化性很强，任何金属与硝酸反应都不能放出氢气，在与不活
25、泼金属如Cu、Ag等反应时，浓硝酸还原产物为NO2，稀硝酸还原产物为NO，（但不能认为稀硝酸的氧化性比浓硝酸强）在溶液中NO3几乎与所有离子能大量共存，但注意，当溶液的酸性较强可形成硝酸溶液，具有还原性的某些离子则不能与其大量共存，如NO3、H+、Fe2+ 中任意两者能大量共存，但三者则不能大量共存。即：NO3在中性或碱性溶液中不表现氧化性，而在酸性溶液中表现强氧化性。硝酸的制备实验室原理：NaNO3(s) + H2SO4(浓)NaHSO4 + HNO3（注意：加热的温度不应过高，以防止硝酸分解。）工业制硝酸：氨的催化氧化，NO转变为NO2，NO2与水反应5硝酸盐（1）物理性质：大多数为无色晶
26、体，易溶于水。（2）化学性质受热易分解 硝酸盐热稳定性较差，应在低温环境保存。规律：（1）金属活动性顺序表中从 K到 Ca的硝酸盐加热时生成亚硝酸盐和氧气，如： 2KNO32KNO2+O2（2）金属活动性顺序表中从Mg到Cu（包括Mg和Cu）的硝酸盐加热时生成金属氧化物、二氧化氮和氧气，如：2Cu(NO3)22CuO+4NO2+O2（3）金属活动性顺序表汞和银硝酸盐加热时生成金属单质、二氧化氮和氧气，如： 2AgNO32Ag+2NO2+ O2注：铂和金无硝酸盐（4）硝酸铵的分解（了解，知道并不是所有的铵盐受热分解都能够产生氨气） 110 时按下式分解：NH4NO3HNO3NH3（无氧化还原反应
27、） 在185 200 ，分解反应如下：NH4NO3N2O2H2O 若加热到300左右时：5NH4NO32HNO34N29H2O6几点需注意的知识点（1）NO只能用排水法或气囊法收集。（2）NO2或NO与O2通入水的计算中常用到4NO3O22H2O4HNO3、4NO2O22H2O4HNO3两个方程式。（3）浓HNO3显黄色是因为溶有NO2，而工业上制备的盐酸显黄色，是因为溶有Fe3。（4）硝酸、浓H2SO4、次氯酸具有强氧化性，属于氧化性酸，其中HNO3、HClO见光或受热易分解。（5）强氧化性酸(如HNO3、浓H2SO4)与金属反应不生成H2；金属和浓HNO3反应一般生成NO2，而金属和稀HNO3反应一般生成NO。（6）实验室制备NH3，除了用Ca(OH)2和NH4Cl反应外，还可用浓氨水的分解(加NaOH固体或CaO)制取，而检验NH须用浓NaOH溶液并加热，用湿润的红色石蕊试纸检验生成的气体，以确定NH的存在。（7）收集NH3时，把一团干燥的棉花放在试管口，以防止与
